无机及分析化学期末复习

H2S发生电离：
H2S =
H+ + HS-
As2S3 选择吸附HS- 而带负电荷， HS- 为电位离 子，H+为反离子。
例：50.00mL0.60 mol· L-1K2CrO4和50.00mL0.20 mol· L1AgNO 混合制备Ag CrO 溶胶，加入浓度相同的① 3 2 4
K3[Fe(CN)6] ② Al(NO3)3; ③ MgSO4；请问几种电解质凝结 快慢的正确顺序。
• （2）设需要加入固体NH4Cl m(g)，则
m Mr c( NH 4 ) V a V 103 lg 0.75 m V Mr
• 可求出m
• 例3:向一含有0.10 mol· L-1 NH3 -NH4Cl的缓冲溶液 中加入0.015 mol· L-1 CuCl2溶液（忽略体积变化） ，混合溶液中有无Cu(OH)2沉淀生成？已知： • KspΘ(Cu(OH)2 ) = 5.6×10-20，Kf Θ([Cu(NH3)4] 2+) = 1.38 × 1014，KbΘ (NH3) = 1.77 × 10-5。
• 解: :c(NH3)=0.10mol· L-1 c(NH4+)=0.10mol L-1 c(Cu(NH3)4+)=0.015mol· L-1 • c (NH 3 ) 0.10 Θ Θ Θ p K lg p K • pOH= p K b lg b b
c (NH 4 ) 0.10
解： ∵（4）=（2）× 2 + （3）× 2 -（1） ∴ △rHm(4) = △rHm(2)×2 + △rHm(3) × 2 - △rHm(1)
△rHm(4) =(-393.5)×2 + (-285.5)×2 -(-870.3)
= -488.3 kJ.mol-1
• 熵 • 在孤立体系中， ΔrSmΘ > 0的变化总是自发进行的。
• 配合物的命名 • 中心离子（原子）；配位数（配位原子数目）； 配位体（分子或离子） • 硫酸亚硝酸根· 五氨合钴(Ⅲ) [Co(NH3)5(ONO)]SO4 • 二氯· 二(乙二胺)合钴（Ⅱ） [Co(en)2Cl2] • EDTA与金属离子形成螯合物是，其螯合比一般 为1:1。 • 根据稳定常数的大小，可比较 同类型配合物的稳 K f 定性，即 越大，该配合物越稳定。
• 往100mL0.20 mol· L-1HAc溶液中加入少量NaAc晶 体，使之溶解，可使溶液的pH值增大。 • 某二元酸的pKa1= 1.6，pKa2= 5.8。若控制溶液 的pH值为1.6，可使溶液中的[HA-] = [H2A]。 • 用0.1000mol/L NaOH滴定同浓度的HClPH突越范 围是4.3 - 9.7 。若HCl和NaOH的浓度均增大（减 小）10倍，则pH突越范围是3.3-10.7（5.3-8.7）。
• 例4：一溶液中含有Fe3+和Fe2+，它们的浓度都是a mol· L-1。如果要求Fe(OH)3沉淀完全而Fe2+不生成 Fe(OH)2沉淀，问溶液的pH应控制为何值？ • 解:(1) Fe(OH)3完全沉淀时的pH： 根据KΘsp (Fe(OH)3) = c3(OH-) ×c(Fe3+) 求出c(OH-)，pHL=-log c(OH-) • (2)不生成Fe(OH)2沉淀时的pH： 根据 KΘsp (Fe(OH)2) = c2(OH-) ×c(Fe2+) 求出c(OH-)，pHH=-log c(OH-) 所以，溶液的pH值应控制 在pHL～ pHH之内。
无机及分析化学
---------总复习
分散体系 化学热力学基础 化学反应速率与化学平衡 物质结构 酸碱平衡及酸碱滴定 沉淀-溶解平衡 配位平衡 氧化还原平衡 其他
第一章 分散体系
• 溶胶的制备 • 例：
向H3AsO3溶液中通入过量的H2S制备As2S3溶胶： 2H3AsO3 + 3H2S = As2S3 + 6H2O
0.012 x= 2.3 1011
=2.09×10-8（mol/L）
故AgCl能溶于KCN溶液。
• 例1：某试样可能含有Na2CO3、NaHCO3和NaOH 中的一种或者某两种的混合物，同时存在中性杂 质。称取该试样ms(g)，用酚酞作指示剂，滴定时 用去c(mol· L-1)HCl溶液V1(mL)，加入甲基橙后继 续滴定，又消耗HCl溶液V2(mL)。问试样中有哪 些组分?各组分的含量是多少？
• 等性杂化和不等性杂化（NH3和H2O） • NH3分子中氮原子的价电子结构为2s22p3，成键 时氮原子中的一个s轨道和三个p轨道混合，形成 四个能量相等的sp3杂化轨道。其中一个杂化轨道 已有一对孤对电子，故不参与成键，只有三个sp3 杂化轨道与三个氢原子的s轨道重叠成键，由于孤 对电子对另外三个成键的轨道有排斥压缩作用， 致使键角均为107·18′。NH3分子的空间构型是三 角锥形。
• 解：用酚酞作指示剂，变色时终点消耗HCl的体
积为V1，甲基橙作指示剂，变色时终点消耗HCl
的体积为V2，若V1 <V2，试样组成为Na2CO3和
NaHCO3的混合物。
• Na2CO3%=
c HCl V1 MrNa2CO3 ms 1000
×100%
• NaHCO3%=
c HCl (V2 V1 )MrNaHCO 3 ms 1000
• c(OH-)=1.77×10-5 • 反应 [Cu(NH3)4]+ = Cu2+ + 4NH3 • 平衡时浓度 0.015 – x x 0.10+4x c(Cu2+)×c2(OH-) = 1.1×10-12×(1.77×10-5)2 =3.4×10-22＜ KspΘ(Cu(OH)2 ) 所以无沉淀生成
(2) C(石墨) + O2(g) = CO2(g)
△rHm(2)
= - 393..5kJ.mol-1
(3) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l)
△rHm(3)= - 285.5kJ.mol-1 计算 (4) 2C (石墨) + 2H2(g) + O2(g) = CH3COOH(l) △rHm(4) = ?
第பைடு நூலகம்章
化学热力学基础
• 则某体系经过循环过程回到起始状态，Q不一定 为零。
• 273K，100kPa时冰融化为水，其H = Qp
第二章 化学热力学基础
• 焓与Hess定律
已知：(1) CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g) + 2H2O(l)
△rHm(1)= - 870.3kJ.mol-1
• CS2、CO2等非极性分子间只存在色散力。 • 由于存在分子间的氢键，使得乙醇（氨）在水中 有很大的溶解度。 • 电子在原子核外运动的能量越高，它与原子核的 距离就越远，并非任何时候1s电子都比2s电子更 靠近原子核。
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法
• 0.50 mol· L-1HAc溶液与0.30 mol· L-1NaOH溶液等体 积混合，计算所得溶液的pH值。（缓冲溶液） • 试液pH=6.30，其中所含某三元酸（H3A）各种型 体中，浓度最大的为H2A-，其次是HA2- 。 （Ka1Θ=7.5×10-3，Ka2Θ=6.2×10-8，Ka3Θ =4.4×1013，） • 对于二元酸，如果Ka1Θ＞＞Ka2Θ，其酸根离子浓度 近似等于Ka2Θ（p149）
• 化学平衡的影响因素
• 反应H2(g)+I2(g)═2HI (g) △rHmΘ=-28.33 kJ· mol-1低 温下，正向反应自发进行。 • 可逆反应CO(g) +H2O= H2(g) + CO2(g)，ΔrHmΘ = 37.9kJ· mol-1。温度升高，平衡向逆方向移动，KΘ 值减小。
• 某可逆反应A(g)+2B(g)=C(g)+D(g)，ΔrHmΘ＞0，A 和B可能有最高转化率的条件是：高温高压。
• 水在373.5K，101.3KPa时变为水蒸气，熵增大。
• 吉布斯自由能变ΔG
• 用自由能判断反应的方向和限度时，必须在等温等压 非体积功为零条件下。
• 当ΔG > 0时反应逆方向进行，当ΔG <0 时则正方向进 行，当ΔG ＝0时，则反应处于平衡状态。
• 吉布斯-亥姆霍兹方程（ ΔG = ΔH - TΔS）
• NaOH溶于水是放热反应，过程的ΔH ＜ 0，ΔS ＞ 0，ΔG ＜ 0
• 反应Sn(白锡) = Sn(灰锡)的反应过程为：放热，熵 减少。 所以当压力100KPa，温度低于291K时， 灰锡比白锡稳定；温度高于291K时，白锡比灰锡 稳定。
第三章 化学反应速率和化学平衡 当逆反应速率等于正反应速率时，化学反应达到平 衡。 • 一支300K真空容器中N2O4(g) = 2NO2(g)，达到平 衡时总压为100KPa，N2O4有50%分解为NO2，计 算反应的KΘ值。 • 对于一个化学反应来说，△rGmΘ的大小与其反应 速率无关。 • 催化剂可以加快反应速率的主要原因是改变反应 历程，降低活化能。 • 升高温度可以加快反应速度的原因是增加活化分 子数目。
x
稀溶液的依数性 1、凝固点下降 • 当食盐和冰放在一起，食盐就会溶解于冰表面 的水中，使水的凝固点降低，导致冰的融化。在 融化的过程中因为大量吸热而使环境温度降低。 2、渗透压 • 植物的细胞膜是半透膜，如果施肥过量，使 土壤溶液浓度过高，渗透压高于植物根系细胞液 ，植物体内水分会渗入土壤，使植物枯萎，俗称 “烧苗”。
Cl0.01
c[Ag(CN)-2 ] c(Cl- ) 21 10 11 K＝ K [ Ag(CN) ] K ( AgCl ) ＝ 1 . 3 10 1 . 77 10 2 . 3 10 f 2 sp c2 (CN )
0.01 0.01 11 ＝ 2.3 × 10 x2
2AgNO 3 K 2 CrO 4 Ag 2 CrO 4 (溶胶) 2KNO3
K 2 CrO 4过量, CrO 2 , 则胶团结构式: 4 为电位离子
2 AgCrO n CrO (2 n x )K x K 4 m 4 胶粒带负电, 故起凝结作用是: Mg 2 , K , Al 3 , 三种电解质凝结快慢为 Al(NO 3 ) 3 MgSO 4 K 3 [Fe(CN)6 ]
• 反应3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)是放热反应，使 用催化剂不能提高NH3的产率。 • 已经达到化学平衡的体系，改变组分的浓 度，当反应商Q ＞ KΘ时平衡向逆方向移动 。
第四章 物质结构
• • • • • • • 四个量子数 n和l决定多电子原子轨道能级的量子数。（p110,4-2） 四个量子数的取值规律。（p110,4-1） (A)2、2、1、-1/2 (B) 2、0、1、+1/2 (C)1、0、0、+1/2 (D) 1、0、-2、+1/2 核外电子排布规律 例：某元素与Kr同周期，该元素失去3(2)个电子后，其 l=2的轨道内呈半充满状态。 • 具有Ar电子层结构的-1价离子的元素。
×100%
• 例2：欲配制pH为10.00的缓冲溶液，应往V(mL)a(mol· L-1 • )NH3· H2O溶液中加入多少毫升b(mol· L-1)HCl溶液？或加入 固体NH4Cl多少克？（假设体积不变） • 解：（1）设需加入b(mol· L-1)HCl x(mL)，则 c( NH 3 ) pH pKa lg c( NH 4 ) c( NH 3 ) 10.00 14.00 pKb lg c( NH 4 ) c( NH 3 ) a V bx lg lg 0.75 c( NH 4 ) bx • 可求出x
例7：欲使0.01molAgCl溶于1.0LKCN溶液中，CN－ 的平衡浓度为多少？通过计算说明AgCl能否溶于 KCN溶液？ 21；Ksp(AgCl)＝1.77×10-10 已知：K = 1.3 × 10 f
解： 平衡浓度 （mol/L）
j
AgCl ＋ 2CN- ＝ [Ag(CN)2]- + x 0.01